Relatório 13 Cinética

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Disciplina: Cinética Química 
 
Prática n° 1 
Aspectos cinéticos da reação de decomposição do peróxido de 
hidrogênio catalisada por cloreto de ferro (III) 
09 de maio de 2022 
 
 
 1- INTRODUÇÃO 
O peróxido de hidrogênio em solução aquosa é conhecido comercialmente 
como água oxigenada. É um líquido claro e um poderoso oxidante que libera 
gás oxigênio, um comburente. Por esta razão essa substância oferece risco se 
manuseada próxima a compostos inflamáveis. Sua fórmula química é H2O2. 
A água oxigenada foi usada no início do século XX com o objetivo de minimizar 
os problemas de infecções em soldados na frente de batalha. Durante a 
Segunda Guerra Mundial, a redução no número de mortos e amputações foi 
tremenda, graças ao uso da água oxigenada. Quantidades pequenas de 
peróxido de hidrogênio gasoso ocorrem naturalmente na atmosfera e esta 
molécula rapidamente se decompõe (através da enzima catalase), formando 
água e gás oxigênio com liberação de calor. Este processo, que libera gás 
oxigênio acaba por matar bactérias e vírus anaeróbicos, que não sobrevivem 
na presença de oxigênio. 
O peróxido de hidrogênio é encontrado em baixas concentrações em muitos 
produtos domésticos para uso medicinal ou como clareador. Na indústria, ele é 
usado em concentrações mais elevadas para clarear tecidos e pasta de papel. 
Na área medicinal é usada como esterilizante. 
A água oxigenada é comercializada em 10, 20, 30 “volumes” que indica a 
quantidade de gás oxigênio liberada na decomposição completa de um litro de 
solução. A seguinte relação pode ser utilizada para se converter concentrações 
de peróxido de hidrogênio expressas em volumes em porcentagem: 
 %𝐻2𝑂2 = (0,3037 ∗ 𝑉) Equação (1) 
Onde “V” representa a concentração de uma solução expressa em “volumes”. 
A reação de decomposição do peróxido de hidrogênio em solução aquosa é de 
primeira ordem: 
 2𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) → 2𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) Reação (1) 
Esta reação é bastante lenta e para aumentar a velocidade, utiliza-se um ácido 
de Lewis, o cloreto de Fe (III) FeCl3 como catalisador. O catalisador aumenta a 
velocidade da reação porque participa de etapas cuja energia de ativação é 
bem menor que a reação não catalisada. Ao final do processo o catalisador é 
recuperado com a mesma concentração original. O seguinte mecanismo de 2 
etapas é proposto para a decomposição catalisada do peróxido de hidrogênio: 
 
𝐻2𝑂2(𝑎𝑞,𝑖𝑛𝑐𝑜𝑙𝑜𝑟) + 𝐹𝑒𝐶𝑙3(𝑎𝑞,𝑎𝑚𝑎𝑟𝑒𝑙𝑜) ⇆ {𝐻2𝑂2 … 𝐹𝑒𝐶𝑙3 }(𝑎𝑞,𝑚𝑎𝑟𝑟𝑜𝑚) (Etapa 1) 
{𝐻2𝑂2 … 𝐹𝑒𝐶𝑙3 }(𝑎𝑞,𝑚𝑎𝑟𝑟𝑜𝑚) → 𝐻2𝑂(𝑙) + 
1
2⁄ 𝑂2(𝑔) + 𝐹𝑒𝐶𝑙3(𝑎𝑞,𝑎𝑚𝑎𝑟𝑒𝑙𝑜) (Etapa 2) 
Como o processo apresenta lei de velocidade de primeira ordem, então 
podemos escrever a equação de velocidade como: 
 ln[𝐻2𝑂2] = −𝑘𝑡 + ln [𝐻2𝑂2]0 Equação (2) 
O experimento de acompanhamento cinético desta reação consiste em 
determinar em diferentes intervalor de tempo a concentração remanescente de 
água oxigenada através da titulação em meio ácido com solução aquosa de 
permanganato de potássio. A titulação de alíquotas da mistura reacional em 
intervalos de tempo deve ser conduzida em meio ácido, pois, este quebra o 
complexo formado pelo peróxido de hidrogênio com o cloreto de ferro (III) 
parando a reação de decomposição além de manter o pH adequado para que a 
seguinte reação de oxirredução ocorra: 
 2𝑀𝑛𝑂4 (𝑎𝑞)
2− + 5𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) + 6𝐻(𝑎𝑞)
+ → 2𝑀𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 8𝐻2𝑂(𝑙) + 5𝑂2(𝑔) Reação (2) 
Como o volume de permanganato de potássio gasto na titulação é proporcional 
à concentração de peróxido de hidrogênio na alíquota então a equação 2 pode 
ser utilizada da seguinte maneira: 
 ln 𝑉(𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)) = −𝑘𝑡 + 𝑙𝑛𝑉0(𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)) Equação (3) 
Construindo-se o gráfico do ln V(KMnO4(aq)) em função do tempo pode-se 
calcular a inclinação da reta y versus x que é exatamente a constante de 
velocidade da reação, k. O tempo de meia vida da reação catalisada (t1/2), por 
se tratar de um processo de primeira ordem, é determinado pela equação 4: 
 
 𝑡1
2⁄
=
𝑙𝑛2
𝑘
 Equação (4) 
 
2- OBJETIVO 
Determinar os aspectos cinéticos da reação de decomposição do peróxido de 
hidrogênio catalisada por cloreto de ferro (III). Calcular a constante de 
velocidade da reação e o tempo de meia vida da reação catalisada. 
 
3- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Com uma proveta de 250 mL, transferiu-se 100 mL da solução de peróxido de 
hidrogênio (0,16 mol/L) para um erlenmeyer de 250 mL. Pipetou-se 10 mL da 
solução de cloreto de ferro (III). Adicionou-se os primeiros 5 mL de FeCl3 na 
solução de peróxido de hidrogênio e acionou-se o cronômetro imediatamente 
após a adição do catalisador. Adicionou-se os 5 mL restantes e manteve-se o 
cronômetro ligado durante todo o experimento. Manteve-se a solução de 
peróxido de hidrogênio na presença do catalisador em agitação por 
aproximadamente 8 minutos. 
Completou-se uma bureta de 50 mL, presa adequadamente em um suporte, 
com uma solução 0,008 mol/L de permanganato de potássio. Foi certificado 
que não havia bolhas no interior e na ponteira da bureta cheia dessa solução. 
Foi adicionado 5 mL de solução 5:1 de ácido sulfúrico em cada um de seis 
erlenmeyers de 250 mL. Este conjunto foi reservado. 
Após 8 minutos pipetou-se uma alíquota de 5 mL da solução reacional em um 
dos erlenmeyers de 250 mL contendo a solução diluída de ácido sulfúrico. O 
tempo em segundos foi lido e anotado. 
Em seguida titulou-se a alíquota com a solução de permanganato de potássio, 
o volume gasto foi lido e anotado. Repetiu-se cinco vezes este procedimento 
em intervalos de 3 minutos, sempre anotando o tempo e o volume de titulante 
gasto. 
 
4- APRESENTAÇÃO DOS RESULTADOS 
Os dados obtidos no experimento estão apresentados na tabela a seguir. 
Tabela 1 – Valores de volume de permanganato de potássio gasto na titulação de alíquotas da 
mistura reacional coletadas em diferentes intervalos de tempo (t). 
Erlenmeyer Tempo (s) VKMnO4 (mL) ln V KMnO4 
1 500 10,0 2,30258 
2 771 5,7 1,74047 
3 1026 3,6 1,28093 
4 1357 2,3 0,83291 
5 1588 1,7 0,53063 
6 1762 1,4 0,33647 
 
Os dados apresentados na tabela 1 foram usados para se fazer o gráfico 1. 
Através de uma regressão linear foi possível obter a inclinação da reta y versus 
x que é exatamente a constante de velocidade da reação, k. 
 
Gráfico 1 – ln V(KMnO4(aq)) em função do tempo 
Partindo dos valores apresentados no gráfico podemos obter a constante de 
velocidade k da reação. Pela equação 3, temos que o coeficiente angular da 
reta é exatamente igual a constante k. 
 ln 𝑉(𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)) = −𝑘𝑡 + 𝑙𝑛𝑉0(𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)) 
𝑦 = 𝐴𝑥 + 𝐵 
𝑦 = −0,00154𝑡 + 3 
𝐴 (𝑖𝑛𝑐𝑙𝑖𝑛𝑎çã𝑜) = −𝑘 
𝐴(𝑖𝑛𝑐𝑙𝑖𝑛𝑎çã𝑜) = (−0,00154 ± 0,00008)𝑠−1 
𝑘 = (0,00154 ± 0,00008)𝑠−1 
Ainda com a equação da reta obtida podemos calcular a concentração inicial 
de peróxido de hidrogênio. Temos que: 
 2𝑀𝑛𝑂4 (𝑎𝑞)
2− + 5𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) + 6𝐻(𝑎𝑞)
+ → 2𝑀𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 8𝐻2𝑂(𝑙) + 5𝑂2(𝑔) 
𝜂𝐻2𝑂2 =
5
2
𝜂𝑀𝑛𝑂42− 
𝜂𝐻2𝑂2 =
5
2
[𝑀𝑛𝑂4
2−] ∗ 𝑉𝑀𝑛𝑂42− 
[𝐻2𝑂2] ∗ 𝑉𝐻2𝑂2 =
5
2
[𝑀𝑛𝑂4
2−] ∗ 𝑉𝑀𝑛𝑂42− 
 [𝐻2𝑂2] =
5
2
[𝑀𝑛𝑂4
2−] ∗
𝑉
𝑀𝑛𝑂4
2−
𝑉𝐻2𝑂2
 Equação (5) 
𝑙𝑛𝑉0(𝐾𝑀𝑛𝑂4(𝑎𝑞)) = 𝐵 = 3 
𝑉0(𝐾𝑀𝑛𝑂4) = 𝑒
3 
𝑉0(𝐾𝑀𝑛𝑂4) = 20,1 𝑚𝐿 
[𝐻2𝑂2]0 =
5
2
[0,008] ∗
20,1
5,0
 
[𝐻2𝑂2]0 = 0,0804 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐶𝐻2𝑂2% = 0,0804
𝑚𝑜𝑙
𝐿
∗
34𝑔
𝑚𝑜𝑙
= 2,7336 𝑔/𝐿 
𝐶𝐻2𝑂2% = 0,27 % 
%𝐻2𝑂2 = (0,3037 ∗ 𝑉) 
0,27 = 0,3037 ∗ 𝑉 
𝑉 = 0,9 
𝑉 = 1 𝑣𝑜𝑙 
Partindo aindado valor encontrado para a constante k de velocidade e da 
equação 4, podemos calcular o tempo de meia vida da reação catalisada, 
temos: 
 𝑡1
2⁄
=
𝑙𝑛2
𝑘
 
 𝑡1
2⁄
=
𝑙𝑛2
0,00154
 
 𝑡1
2⁄
= 450 𝑠 
Partindo da equação 5 podemos calcular a concentração de peróxido de 
hidrogênio ao longo do processo, em cada uma das alíquotas, temos: 
[𝐻2𝑂2] =
5
2
(0,008)
𝑉𝑀𝑛𝑂4−
5
 
[𝐻2𝑂2] = 0,004𝑉𝑀𝑛𝑂4− 
 
 
Erlenmeyer 1 
[𝐻2𝑂2] = 0,004𝑉𝑀𝑛𝑂4− 
[𝐻2𝑂2] = 0,004 ∗ 10,0 
[𝐻2𝑂2] = 0,04𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Erlenmeyer 2 
[𝐻2𝑂2] = 0,004𝑉𝑀𝑛𝑂4− 
[𝐻2𝑂2] = 0,004 ∗ 5,7 
[𝐻2𝑂2] = 0,0228𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Erlenmeyer 3 
[𝐻2𝑂2] = 0,004𝑉𝑀𝑛𝑂4− 
[𝐻2𝑂2] = 0,004 ∗ 3,6 
[𝐻2𝑂2] = 0,0144𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Erlenmeyer 4 
[𝐻2𝑂2] = 0,004𝑉𝑀𝑛𝑂4− 
[𝐻2𝑂2] = 0,004 ∗ 2,3 
[𝐻2𝑂2] = 0,0092𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Erlenmeyer 5 
[𝐻2𝑂2] = 0,004𝑉𝑀𝑛𝑂4− 
[𝐻2𝑂2] = 0,004 ∗ 1,7 
[𝐻2𝑂2] = 0,0068𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Erlenmeyer 6 
[𝐻2𝑂2] = 0,004𝑉𝑀𝑛𝑂4− 
[𝐻2𝑂2] = 0,004 ∗ 1,4 
[𝐻2𝑂2] = 0,0056𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
 
5- DISCUSSÃO DOS RESULTADOS 
Analisando-se os dados obtidos experimentalmente e o seu devido tratamento 
por meio de análise gráfica é possível observar que a reação de decomposição 
do peróxido de hidrogênio catalisada por cloreto de ferro (III) trata-se de uma 
reação de primeira ordem. Neste tipo de reação a concentração do reagente 
diminui exponencialmente com o tempo, em uma velocidade determinada pela 
constante k. Com o processo de regressão linear foi possível obter o valor de k, 
que para esta reação é próximo de 1,54 * 10-3 s-1. 
Outra indicação útil da velocidade de uma reação química de primeira ordem 
encontrada no tratamento dos dados é a meia-vida (t1/2), de uma substância, 
isto é, o intervalo de tempo necessário para a concentração de um reagente 
cair à metade do seu valor inicial. Com base no valor da concentração inicial de 
peróxido de hidrogênio que foi de 0,08 mol/L, espera-se que no decorrer do 
tempo de meia-vida, que para esta reação é de 450 s, a concentração do 
reagente, ou seja, do peróxido, tenha caído pela metade. Isto se mostrou 
verdadeiro, no decorrer de 500 s, tempo próximo do valor da meia-vida, a 
concentração caiu a 0,04 mol/L, metade do valor inicial. 
Observando-se a concentração inicial de peróxido de hidrogênio obtida e 
comparando-a com a concentração apresentada no rótulo do reagente, nota-se 
evidente discrepância nos valores. O frasco trazia uma concentração de 0,16 
mol/L, ao passo que o valor encontrado foi de 0,08 mol/L, metade do indicado. 
Esta diferença dos valores pode ter se dado em decorrência de uma prévia 
decomposição do reagente antes de seu uso no experimento, seja durante o 
armazenamento ou no decorrer do manuseio anterior ao procedimento. 
 
6- CONCLUSÃO 
Com os dados obtidos foi possível determinar os aspectos cinéticos da reação 
de decomposição do peróxido de hidrogênio catalisada por cloreto de ferro (III). 
Partindo-se da análise gráfica dos dados foi possível constatar que a reação de 
fato tratava-se de uma reação de primeira ordem. Calculou-se a constante de 
velocidade da reação e o valor encontrado foi 1,54 * 10-3 s-1. Também foi 
possível calcular o tempo de meia-vida da reação catalisada, que foi de 450 s. 
 
REFERÊNCIAS 
1. ATKINS, Peter. PAULA, Julio de, Físico-Química, vol.2, 10ª. Edição, LTC – 
Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., Rio de Janeiro, 2018.